Kalium, Natrium oder Lithium können mit Wasser reagieren. In diesem Fall finden sich in den Reaktionsprodukten Verbindungen, die mit Hydroxiden verwandt sind. Die Eigenschaften dieser Stoffe, die Besonderheiten des Ablaufs chemischer Prozesse, an denen Basen beteiligt sind, werden durch das Vorhandensein einer Hydroxylgruppe in ihren Molekülen bestimmt. So werden bei elektrolytischen Dissoziationsreaktionen Basen in Metallionen und OH-Anionen gespalten. Wir werden in unserem Artikel untersuchen, wie Basen mit Nichtmetalloxiden, Säuren und Salzen interagieren.
Nomenklatur und Struktur des Moleküls
Um die Base richtig zu benennen, müssen Sie dem Namen des Metallelements das Wort Hydroxid hinzufügen. Lassen Sie uns konkrete Beispiele nennen. Die Aluminiumbasis gehört zu den amphoteren Hydroxiden, deren Eigenschaften wir im Artikel betrachten werden. Das obligatorische Vorhandensein von Basen einer Hydroxylgruppe, die durch eine ionische Bindung mit dem Metallkation verbunden ist, in den Molekülen kann mithilfe von Indikatoren, beispielsweise Phenolphthalein, bestimmt werden. In einer wässrigen Umgebung wird ein Überschuss an OH-Ionen durch die Farbänderung der Indikatorlösung festgestellt: farbloses Phenolphthalein wird purpurrot. Wenn ein Metall mehrere Wertigkeiten aufweist, kann es mehrere Basen bilden. Eisen hat beispielsweise zwei Basen, in denen es 2 oder 3 ist. Die erste Verbindung zeichnet sich durch die Eigenschaften der zweiten aus – amphoter. Daher unterscheiden sich die Eigenschaften höherer Hydroxide von Verbindungen, in denen das Metall einen niedrigeren Wertigkeitsgrad aufweist.
Körperliche Eigenschaften
Basen sind feste Stoffe, die hitzebeständig sind. Bezogen auf Wasser werden sie in lösliche (Laugen) und unlösliche Stoffe unterteilt. Die erste Gruppe bilden chemisch aktive Metalle – Elemente der ersten und zweiten Gruppe. In Wasser unlösliche Stoffe bestehen aus Atomen anderer Metalle, deren Aktivität geringer ist als die von Natrium, Kalium oder Kalzium. Beispiele für solche Verbindungen sind Eisen- oder Kupferbasen. Die Eigenschaften von Hydroxiden hängen davon ab, zu welcher Stoffgruppe sie gehören. So sind Alkalien thermisch stabil und zersetzen sich beim Erhitzen nicht, während in Wasser unlösliche Basen unter dem Einfluss hoher Temperaturen zerstört werden und Oxid und Wasser bilden. Kupferbasis zersetzt sich beispielsweise wie folgt:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
Chemische Eigenschaften von Hydroxiden
Die Wechselwirkung zwischen zwei wichtigen Verbindungsgruppen – Säuren und Basen – wird in der Chemie als Neutralisationsreaktion bezeichnet. Dieser Name lässt sich damit erklären, dass chemisch aggressive Hydroxide und Säuren neutrale Produkte bilden – Salze und Wasser. Da es sich tatsächlich um einen Austauschprozess zwischen zwei komplexen Substanzen handelt, ist die Neutralisation sowohl für Alkalien als auch für wasserunlösliche Basen charakteristisch. Geben wir die Gleichung für die Neutralisationsreaktion zwischen Kaliumlauge und Chloridsäure an:
KOH + HCl = KCl + H2O
Eine wichtige Eigenschaft von Alkalimetallbasen ist ihre Fähigkeit, mit sauren Oxiden zu reagieren, was zu Salz und Wasser führt. Wenn Sie beispielsweise Kohlendioxid durch Natriumhydroxid leiten, können Sie dessen Carbonat und Wasser erhalten:
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O
Zu den Ionenaustauschreaktionen gehört die Wechselwirkung zwischen Alkalien und Salzen, die unter Bildung unlöslicher Hydroxide oder Salze erfolgt. Wenn Sie die Lösung tropfenweise in eine Kupfersulfatlösung gießen, können Sie einen blauen, geleeartigen Niederschlag erhalten. Dies ist eine wasserunlösliche Kupferbasis:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4
Die chemischen Eigenschaften von wasserunlöslichen Hydroxiden unterscheiden sich von Alkalien dadurch, dass sie bei leichtem Erhitzen Wasser verlieren – sie dehydrieren und sich in die Form des entsprechenden basischen Oxids umwandeln.
Basen mit doppelten Eigenschaften
Wenn ein Element sowohl mit Säuren als auch mit Laugen reagieren kann, spricht man von amphoter. Hierzu zählen beispielsweise Zink, Aluminium und deren Basen. Die Eigenschaften amphoterer Hydroxide ermöglichen es, ihre Summenformeln sowohl in Form einer Hydroxogruppe als auch in Form von Säuren zu schreiben. Lassen Sie uns mehrere Gleichungen für die Reaktionen von Aluminiumbase mit Chloridsäure und Natriumhydroxid präsentieren. Sie verdeutlichen die besonderen Eigenschaften von Hydroxiden, bei denen es sich um amphotere Verbindungen handelt. Die zweite Reaktion erfolgt bei der Zersetzung von Alkali:
2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O
Die Produkte der Prozesse sind Wasser und Salze: Aluminiumchlorid und Natriumaluminat. Alle amphoteren Basen sind wasserunlöslich. Sie werden durch das Zusammenspiel geeigneter Salze und Laugen gewonnen.
Zubereitungs- und Verwendungsmethoden
In Industrien, die große Mengen an Alkalien benötigen, werden sie durch Elektrolyse von Salzen gewonnen, die Kationen aktiver Metalle der ersten und zweiten Gruppe des Periodensystems enthalten. Der Rohstoff für die Gewinnung von beispielsweise Natriumhydroxid ist eine Kochsalzlösung. Die Reaktionsgleichung lautet:
2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 + Cl 2
Basen schwach aktiver Metalle werden im Labor durch Reaktion von Alkalien mit ihren Salzen gewonnen. Die Reaktion ist vom Ionenaustauschtyp und endet mit der Ausfällung einer Base. Eine einfache Möglichkeit, Alkalien herzustellen, ist eine Substitutionsreaktion zwischen dem aktiven Metall und Wasser. Es geht mit einer Erwärmung des Reaktionsgemisches einher und ist vom exothermen Typ.
Die Eigenschaften von Hydroxiden werden in der Industrie genutzt. Dabei spielen Alkalien eine besondere Rolle. Sie werden als Kerosin- und Benzinreiniger, zur Seifenherstellung, zur Verarbeitung von Naturleder sowie in Technologien zur Herstellung von Kunstseide und Papier eingesetzt.
Basische Hydroxide Wikipedia, Gruppe der basischen HydroxideBasische Hydroxide- Dies sind komplexe Substanzen, die aus Metallatomen oder Ammoniumionen und Hydroxogruppen (-OH) bestehen und in wässriger Lösung unter Bildung von OH−-Anionen und Kationen dissoziieren. Der Name der Base besteht normalerweise aus zwei Wörtern: dem Wort „Hydroxid“ und dem Namen des Metalls im Genitiv (oder dem Wort „Ammonium“). Basen, die in Wasser gut löslich sind, werden Alkalien genannt.
- 1 Quittung
- 2 Klassifizierung
- 3 Nomenklatur
- 4 Chemische Eigenschaften
- 5 Siehe auch
- 6 Literatur
Quittung
Natriumhydroxid-Granulat, Calciumhydroxid, Aluminiumhydroxid, Eisenmetahydroxid- Die Wechselwirkung eines stark basischen Oxids mit Wasser erzeugt eine starke Base oder Base. Schwach basische und amphotere Oxide reagieren nicht mit Wasser, sodass die entsprechenden Hydroxide auf diesem Weg nicht gewonnen werden können.
- Hydroxide schwach aktiver Metalle werden durch Zugabe von Alkali zu Lösungen der entsprechenden Salze erhalten. Da die Löslichkeit schwach basischer Hydroxide in Wasser sehr gering ist, fällt das Hydroxid aus der Lösung in Form einer gelatineartigen Masse aus.
- Die Base kann auch durch Reaktion eines Alkali- oder Erdalkalimetalls mit Wasser gewonnen werden.
- Alkalimetallhydroxide werden industriell durch Elektrolyse wässriger Salzlösungen hergestellt:
- Einige Basen können durch Austauschreaktionen gewonnen werden:
- Metallbasen kommen in der Natur in Form von Mineralien vor, zum Beispiel: Hydrargillit Al(OH)3, Brucit Mg(OH)2.
Einstufung
Die Basen werden nach einer Reihe von Merkmalen klassifiziert.
- Je nach Löslichkeit in Wasser.
- Lösliche Basen (Alkalien): Lithiumhydroxid LiOH, Natriumhydroxid NaOH, Kaliumhydroxid KOH, Bariumhydroxid Ba(OH)2, Strontiumhydroxid Sr(OH)2, Cäsiumhydroxid CsOH, Rubidiumhydroxid RbOH.
- Praktisch unlösliche Basen: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.
- Andere Basen: NH3 H2O
Die Einteilung in lösliche und unlösliche Basen stimmt fast vollständig mit der Einteilung in starke und schwache Basen bzw. Hydroxide von Metallen und Übergangselementen überein. Die Ausnahme bildet Lithiumhydroxid LiOH, das in Wasser gut löslich, aber eine schwache Base ist.
- Durch die Anzahl der Hydroxylgruppen im Molekül.
- Monosäure (Natriumhydroxid NaOH)
- Disäure (Kupfer(II)-hydroxid Cu(OH)2)
- Trisäure (Eisen(III)-hydroxid Fe(OH)3)
- Durch Volatilität.
- Flüchtig: NH3, CH3-NH2
- Nichtflüchtig: Alkalien, unlösliche Basen.
- Was die Stabilität angeht.
- Stabil: Natriumhydroxid NaOH, Bariumhydroxid Ba(OH)2
- Instabil: Ammoniumhydroxid NH3·H2O (Ammoniakhydrat).
- Je nach Grad der elektrolytischen Dissoziation.
- Stark (α > 30 %): Alkalien.
- Schwach (α< 3 %): нерастворимые основания.
- Durch die Anwesenheit von Sauerstoff.
- Sauerstoffhaltig: Kaliumhydroxid KOH, Strontiumhydroxid Sr(OH)2
- Sauerstofffrei: Ammoniak NH3, Amine.
- Nach Verbindungstyp:
- Anorganische Basen: enthalten eine oder mehrere -OH-Gruppen.
- Organische Basen: organische Verbindungen, die Protonenakzeptoren sind: Amine, Amidine und andere Verbindungen.
Nomenklatur
Nach der IUPAC-Nomenklatur werden anorganische Verbindungen mit -OH-Gruppen als Hydroxide bezeichnet. Beispiele für systematische Namen von Hydroxiden:
- NaOH – Natriumhydroxid
- TlOH – Thallium(I)hydroxid
- Fe(OH)2 – Eisen(II)-hydroxid
Wenn eine Verbindung gleichzeitig Oxid- und Hydroxidanionen enthält, werden in den Namen numerische Präfixe verwendet:
- TiO(OH)2 – Titandihydroxidoxid
- MoO(OH)3 – Molybdäntrihydroxidoxid
Für Verbindungen, die die O(OH)-Gruppe enthalten, werden traditionelle Namen mit dem Präfix meta- verwendet:
- AlO(OH) – Aluminiummetahydroxid
- CrO(OH) – Chrommetahydroxid
Für Oxide, die durch eine unbestimmte Anzahl von Wassermolekülen hydratisiert werden, zum Beispiel Tl2O3 n H2O, ist es nicht akzeptabel, Formeln wie Tl(OH)3 zu schreiben. Solche Verbindungen werden auch Hydroxide genannt nicht empfohlen. Beispiele für Namen:
- Tl2O3 n H2O – Thallium(III)-oxid-Polyhydrat
- MnO2 n H2O – Mangan(IV)-oxid-Polyhydrat
Besonders hervorzuheben ist die Verbindung NH3 H2O, die früher als NH4OH bezeichnet wurde und in wässrigen Lösungen die Eigenschaften einer Base aufweist. Diese und ähnliche Verbindungen sollten als Hydrat bezeichnet werden:
- NH3 H2O – Ammoniakhydrat
- N2H4 H2O – Hydrazinhydrat
Chemische Eigenschaften
- In wässrigen Lösungen dissoziieren Basen, wodurch sich das Ionengleichgewicht verändert:
- Lackmus wird blau
- Methylorange - Gelb,
- Phenolphthalein nimmt eine fuchsiafarbene Farbe an.
- Bei der Wechselwirkung mit einer Säure kommt es zu einer Neutralisationsreaktion und es entstehen Salz und Wasser:
- Bei einem Überschuss an Säure oder Base läuft die Neutralisationsreaktion nicht vollständig ab und es bilden sich saure bzw. basische Salze:
- Amphotere Basen können mit Alkalien unter Bildung von Hydroxokomplexen reagieren:
- Basen reagieren mit sauren oder amphoteren Oxiden unter Bildung von Salzen:
- Basen gehen Austauschreaktionen ein (reagieren mit Salzlösungen):
- Schwache und unlösliche Basen zerfallen beim Erhitzen in Oxid und Wasser:
- Alkalimetallbasen (außer Lithium) schmelzen beim Erhitzen; die Schmelzen sind Elektrolyte.
Siehe auch
- Säure
- Oxide
- Hydroxide
- Theorien von Säuren und Basen
Literatur
- Chemische Enzyklopädie / Redaktion: Knunyants I.L. und andere. - M.: Sowjetische Enzyklopädie, 1988. - T. 1. - 623 S.
- Chemische Enzyklopädie / Redaktion: Knunyants I.L. und andere. - M.: Sowjetische Enzyklopädie, 1992. - T. 3. - 639 S. - ISBN 5-82270-039-8.
- Lidin R.A. und andere. Nomenklatur anorganischer Stoffe. - M.: KolosS, 2006. - 95 S. - ISBN 5-9532-0446-9.
basische Hydroxide, basische Hydroxide Wikipedia, basische Hydroxide der Gruppe, basische Hydroxide sind
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
basisches Säuresalz
Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,
basisches Säuresalz
2NaOH + PbO = Na 2 PbO 2 + H 2 O,
basisches amphoteres Salz
2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,
basisches amphoteres Salz
Hydroxid
2H 3 PO 4 + 3Na 2 O = 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,
saures basisches Salz
H 2 SO 4 + SnO = SnSO 4 + H 2 O,
saures amphoteres Salz
H 2 SO 4 + Sn(OH) 2 = SnSO 4 + 2H 2 O.
saures amphoteres Salz
Hydroxid
Amphotere Hydroxide weisen bei Reaktionen mit Säuren folgende Grundeigenschaften auf:
2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,
mit Alkalien (Basen) – saure Eigenschaften:
H 3 AlO 3 + 3NaOH = Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,
oder H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.
Basen und Säuren reagieren mit Salzen unter Bildung eines Niederschlags oder eines schwachen Elektrolyten. Schwache Säuren - H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3 und andere.
2NaOH + NiSO 4 = Ni(OH) 2 + Na 2 SO 4,
basisches Salz
3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4
saures Salz
Sauerstofffreie Säuren durchlaufen die gleichen Reaktionen wie die zuvor diskutierten sauerstoffhaltigen Säuren.
Beispiel. Bilden Sie die Formeln der Hydroxide, die den Oxiden entsprechen: a) FeO; b) N 2 O 3; c) Cr 2 O 3. Benennen Sie die Verbindungen.
Lösung
a) FeO ist ein basisches Oxid, daher ist das entsprechende Hydroxid eine Base in der Grundformel, die Anzahl der Hydroxylgruppen (OH) entspricht der Oxidationsstufe des Metallatoms; Die Formel von Eisen(II)-hydroxid lautet Fe(OH) 2.
b) N 2 O 3 ist ein saures Oxid, daher ist das entsprechende Hydroxid eine Säure. Aus der Darstellung der Säure als Hydrat des entsprechenden Oxids lässt sich die Säureformel erhalten:
N2O3. H 2 O = (H 2 N 2 O 4) = 2HNO 2 – salpetrige Säure.
c) Cr 2 O 3 ist ein amphoteres Oxid, daher ist das entsprechende Hydroxid amphoter. Amphotere Hydroxide werden in Form von Basen geschrieben – Cr(OH) 3 – Chrom(III)-hydroxid.
Salze
Salze- Stoffe, die aus basischen und sauren Resten bestehen. Somit besteht das Salz CuSO 4 aus einem Hauptrest – dem Metallkation Cu 2+ und einem Säurerest – SO 4 2 .
Nach der traditionellen Nomenklatur setzen sich die Namen von Salzen von Sauerstoffsäuren wie folgt zusammen: Die Endung – wird an die Wurzel des lateinischen Namens des Zentralatoms des Säurerestes angehängt – bei(bei höheren Oxidationsstufen des Zentralatoms) oder – Es(für eine niedrigere Oxidationsstufe) und dann – der Rest der Base im Genitiv, zum Beispiel: Na 3 PO 4 – Natriumphosphat, BaSO 4 – Bariumsulfat, BaSO 3 – Bariumsulfit. Die Namen von Salzen sauerstofffreier Säuren werden durch Anhängen des Suffixes - an die Wurzel des lateinischen Namens des Nichtmetalls gebildet. eid und der russische Name des Metalls (Rückstand der Base), zum Beispiel CaS – Calciumsulfid.
Mittlere Salze nicht enthalten in seiner Zusammensetzung Wasserstoffionen und Hydroxogruppen, die durch Metall ersetzt werden können, beispielsweise CuCl 2, Na 2 CO 3 und andere.
Chemische Eigenschaften von Salzen
Mittlere Salze gehen Austauschreaktionen mit Laugen, Säuren und Salzen ein. Beispiele für entsprechende Reaktionen finden Sie oben.
Saure Salze enthalten der Säurerest enthält ein Wasserstoffion, zum Beispiel NaHCO 3, CaHPO 4, NaH 2 PO 4 usw. Im Namen eines sauren Salzes wird das Wasserstoffion durch das Präfix gekennzeichnet hydro-, davor wird die Anzahl der Wasserstoffatome im Salzmolekül angegeben, wenn diese größer als eins ist. Die Namen der Salze der oben genannten Zusammensetzung lauten beispielsweise Natriumbicarbonat, Calciumhydrogenphosphat bzw. Natriumdihydrogenphosphat.
Es werden saure Salze erhalten
Interaktion zwischen der Basis und mehrbasische Säure mit überschüssiger Säure:
Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O;
das Zusammenspiel des durchschnittlichen Salzes einer mehrbasigen Säure und der entsprechenden Säure oder einer bei Mangel eingenommenen stärkeren Säure:
CaCO 3 + H 2 CO 3 = Ca(HCO 3) 2,
Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.
Basische Salze enthalten der Basenrest enthält eine Hydroxogruppe, zum Beispiel CuOHNO 3, Fe(OH) 2 Cl. Im Namen des Hauptsalzes wird die Hydroxogruppe durch das Präfix bezeichnet Hydroxo-, Die Namen der oben genannten Salze lauten beispielsweise: Kupfer(II)-hydroxonitrat, Eisen(III)-dihydroxychlorid.
Es werden basische Salze gewonnen
die Wechselwirkung einer Polysäure (mit mehr als einer Hydroxogruppe), einer Base und einer Säure mit einem Überschuss an Base:
Cu(OH) 2 + HNO 3 = CuOHNO 3 + H 2 O;
das Zusammenspiel eines Salzes, das aus einer Polysäurebase und einer im Mangel eingenommenen Base besteht:
FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2 + NaCl,
FeCl 3 + 2NaOH = Fe(OH) 2 Cl + 2NaCl.
Saure und basische Salze haben alle Eigenschaften von Salzen. Bei Reaktionen mit Alkalien, sauren Salzen und mit Säuren werden basische Salze zu Zwischensalzen.
Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,
Na 2 HPO 4 + 2HCl = H 3 PO 4 + 2NaCl,
FeOHCl 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O,
FeOHCl 2 + 2NaOH = Fe(OH) 3 + 2NaCl.
Beispiel 1. Stellen Sie die Formeln aller Salze auf, die aus der Base Mg(OH) 2 und der Säure H 2 SO 4 gebildet werden können.
Lösung
Wir stellen Salzformeln aus möglichen basischen und sauren Resten zusammen und beachten dabei die Regel der elektrischen Neutralität. Mögliche basische Reste sind Mg 2+ und MgOH +, saure Reste sind SO 4 2- und HSO 4 . Die Ladungen komplexer basischer und saurer Reste entsprechen der Summe der Oxidationsstufen ihrer Atombestandteile. Aus einer Kombination aus basischen und sauren Resten stellen wir die Formeln möglicher Salze zusammen: MgSO 4 – mittleres Salz – Magnesiumsulfat; Mg(HSO 4) 2 – saures Salz – Magnesiumhydrogensulfat; (MgOH) 2 SO 4 – das Hauptsalz ist Magnesiumhydroxysulfat.
Beispiel 2. Schreiben Sie die Reaktionen der Salzbildung bei der Wechselwirkung von Oxiden auf
a) PbO und N 2 O 5; b) PbO und Na 2 O.
Lösung
Bei Reaktionen zwischen Oxiden entstehen Salze, deren basische Reste aus basischen Oxiden, deren saure Reste aus sauren Oxiden entstehen.
a) Bei der Reaktion mit dem sauren Oxid N 2 O 5 weist das amphotere Oxid PbO die Eigenschaften eines basischen Oxids auf, daher ist der Hauptrest des resultierenden Salzes Pb 2+ (die Ladung des Bleikations ist gleich dem Oxidationsstufe des Bleis im Oxid), der Säurerest ist NO 3 - (Säurerest, der dem angegebenen sauren Stickoxid entspricht). Reaktionsgleichung
PbO + N 2 O 5 = Pb(NO 3) 2.
b) Bei der Reaktion mit dem basischen Oxid Na 2 O weist das amphotere Oxid PbO die Eigenschaften eines sauren Oxids auf; der saure Rest des resultierenden Salzes (PbO 2 2 ) ergibt sich aus der sauren Form des entsprechenden amphoteren Hydroxids Pb (OH) 2 = H 2 PbO 2. Reaktionsgleichung
HYDROXIDE, anorganische Metallverbindungen der allgemeinen Formel M(OH)n, wobei M ein Metall und n dessen Oxidationsstufe ist. Basishydroxide oder amphotere Verbindungen (haben saure und basische Eigenschaften), Alkali- und Erdalkalihydroxide... ... Moderne Enzyklopädie
Chemische Verbindungen von Oxiden mit Wasser. Hydroxide vieler Metalle sind Basen und Nichtmetalle sind Säuren. Hydroxide, die sowohl basische als auch saure Eigenschaften aufweisen, werden als amphoter bezeichnet. Normalerweise bezieht sich der Begriff Hydroxid nur auf Basen. Cm.… … Großes enzyklopädisches Wörterbuch
HYDROXIDE, anorganische chemische Verbindungen, die das OH-Ion enthalten und die Eigenschaften von BASEN aufweisen (Substanzen, die Protonen hinzufügen und mit einer Säure reagieren und dabei Salz und Wasser bilden). Starke anorganische Basen wie... ... Wissenschaftliches und technisches Enzyklopädisches Wörterbuch
HYDROXIDE- chem. Verbindungen (siehe) mit Wasser. G. viele Metalle (siehe) und Nichtmetalle (siehe). In der Grundformel steht die Chemikalie an erster Stelle. Symbol eines Metalls, auf dem zweiten Sauerstoff und auf dem letzten Wasserstoff (Kaliumhydroxid KOH, Natriumhydroxid NaOH usw.). Gruppe… … Große Polytechnische Enzyklopädie
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Inorg. Anschl. Metalle des allgemeinen Typs M(OH)n, wobei die Oxidationsstufe des Metalls M ist. Es handelt sich um Basen oder amphotere Verbindungen. G. alkalisch, alkalisch. Land Metalle und Tl(I) genannt Alkalien, kristallin Gitter G. alkalisch und alkalisch. Land Metalle enthalten... ... Chemische Enzyklopädie
Anorganisch Verbindungen, die eine oder mehrere enthalten OH-Gruppen. Es können Basen oder amphotere Verbindungen sein (siehe Amphoterizität). G. kommen in der Natur in Form von Mineralien vor, zum Beispiel Hydrargillit A1(OH)3, Brucit Mg(OH)2 ... Großes enzyklopädisches polytechnisches Wörterbuch
Chem. Anschl. Oxide mit Wasser. G. pl. Metalle sind Basen und Nichtmetalle sind Säuren. G., die sowohl basische als auch saure Eigenschaften aufweisen, werden genannt. amphoter. Normalerweise bezieht sich der Begriff G. nur auf die Basen. Siehe auch Alkalien... Naturwissenschaft. Enzyklopädisches Wörterbuch
Hydroxide- Hydroxide, ov, Einheiten. h. mit Ausweis und ... Russisches Rechtschreibwörterbuch
Hydroxide- pl., R. hydroxy/dov; Einheiten Hydroxy/d (2 m) ... Rechtschreibwörterbuch der russischen Sprache
Bücher
- Chemie. Lehrbuch für den akademischen Bachelor-Abschluss, O.S. Zaitsev. Bei der Eröffnung des Kurses wird besonderes Augenmerk auf die Themen Thermodynamik und Kinetik chemischer Reaktionen gelegt. Erstmals werden Fragen eines neuen, für Fachleute äußerst wichtigen Bereichs des chemischen Wissens vorgestellt...
- Anorganische und analytische Chemie von Scandium, L. N. Komissarova. Die Monographie fasst Informationen zu den Hauptgruppen anorganischer Scandiumverbindungen (intermetallische Verbindungen, binäre sauerstofffreie Verbindungen, einschließlich Halogenide und Thiocyanate, komplexe Oxide,...) zusammen.
Man kann sich Hydroxide als das Produkt der (realen oder mentalen) Addition von Wasser an die entsprechenden Oxide vorstellen. Hydroxide werden in Basen, Säuren und amphotere Hydroxide unterteilt. Basen haben die allgemeine Zusammensetzung M(OH)x, Säuren haben die allgemeine Zusammensetzung HxCo. In Molekülen sauerstoffhaltiger Säuren sind die ersetzten Wasserstoffatome über Sauerstoffatome mit dem Zentralelement verbunden. In Molekülen sauerstofffreier Säuren sind Wasserstoffatome direkt an ein Nichtmetallatom gebunden. Amphotere Hydroxide umfassen hauptsächlich Hydroxide von Aluminium, Beryllium und Zink sowie Hydroxide vieler Übergangsmetalle in mittleren Oxidationsstufen.
Aufgrund der Löslichkeit in Wasser werden lösliche Basen unterschieden – Alkalien (gebildet aus Alkali- und Erdalkalimetallen). Die von anderen Metallen gebildeten Basen lösen sich nicht in Wasser. Die meisten anorganischen Säuren sind wasserlöslich. Nur Kieselsäure H2SiO3 ist eine wasserunlösliche anorganische Säure. Amphotere Hydroxide lösen sich nicht in Wasser.
Chemische Eigenschaften von Basen.
Alle Basen, sowohl lösliche als auch unlösliche, haben eine gemeinsame charakteristische Eigenschaft – Salze zu bilden.
Betrachten wir die chemischen Eigenschaften löslicher Basen (Laugen):
1. Wenn sie in Wasser gelöst werden, dissoziieren sie unter Bildung eines Metallkations und eines Hydroxidanions. Ändern Sie die Farbe der Indikatoren: violetter Lackmus – zu Blau, Phenolphthalein – zu Purpur, Methylorange – zu Gelb, Universalindikatorpapier – zu Blau.
2. Wechselwirkung mit Säureoxiden:
Alkali + Säureoxid = Salz.
3. Wechselwirkung mit Säuren:
Alkali + Säure = Salz + Wasser.
Die Reaktion zwischen einer Säure und einem Alkali wird Neutralisationsreaktion genannt.
4. Wechselwirkung mit amphoteren Hydroxiden:
Alkali + amphoteres Hydroxid = Salz (+ Wasser)
5. Wechselwirkung mit Salzen (vorbehaltlich der Löslichkeit des ursprünglichen Salzes und der Bildung eines Niederschlags oder Gases als Ergebnis der Reaktion).
Betrachten wir die chemischen Eigenschaften unlöslicher Basen:
1. Wechselwirkung mit Säuren:
Base + Säure = Salz + Wasser.
Mehrsäurebasen sind in der Lage, nicht nur Zwischensalze, sondern auch basische Salze zu bilden.
2. Wärmezersetzung:
Base = Metalloxid + Wasser.
Chemische Eigenschaften von Säuren.
Alle Säuren haben eine gemeinsame charakteristische Eigenschaft – die Bildung von Salzen beim Ersatz von Wasserstoffkationen durch Metall-/Ammoniumkationen.
Betrachten wir die chemischen Eigenschaften wasserlöslicher Säuren:
1. Wenn sie in Wasser gelöst werden, dissoziieren sie unter Bildung von Wasserstoffkationen und einem Säurerest-Anion. Ändern Sie die Farbe der Indikatoren in Rot (Rosa), mit Ausnahme von Phenolphthalein (reagiert nicht auf Säuren, bleibt farblos).
2. Wechselwirkung mit Metallen in der Aktivitätsreihe links von Wasserstoff (vorbehaltlich der Bildung eines löslichen Salzes):
Säure + Metall = Salz + Wasserstoff.
Ausnahmen bei der Wechselwirkung mit Metallen sind oxidierende Säuren – Salpetersäure und konzentrierte Schwefelsäure. Erstens reagieren sie auch mit einigen Metallen, die in der Aktivitätsreihe rechts von Wasserstoff stehen. Zweitens entsteht bei der Reaktion mit Metallen nie Wasserstoff, sondern ein Salz der entsprechenden Säure, Wasser und die Reduktionsprodukte von Stickstoff bzw. Schwefel.
3. Wechselwirkung mit Basen/amphoteren Hydroxiden:
Säure + Base = Salz + Wasser.
4. Wechselwirkung mit Ammoniak:
Säure + Ammoniak = Ammoniumsalz
5. Wechselwirkung mit Salzen (vorbehaltlich der Bildung von Gas oder Sediment):
Säure + Salz = Salz + Säure.
Mehrbasische Säuren können nicht nur intermediäre, sondern auch saure Salze bilden.
Unlösliche Kieselsäure verändert die Farbe von Indikatoren nicht (eine sehr schwache Säure), kann aber bei leichtem Erhitzen mit Alkalilösungen reagieren:
1. Wechselwirkung von Kieselsäure mit Alkalilösung:
Kieselsäure + Alkali = Salz + Wasser.
2. Zersetzung (bei Langzeitlagerung oder Erhitzen)
Kieselsäure = Silizium(IV)oxid + Wasser.
Chemische Eigenschaften amphoterer Hydroxide.
Amphotere Hydroxide sind in der Lage, zwei Salzreihen zu bilden, da sie bei Reaktion mit Alkalien die Eigenschaften einer Säure und bei Reaktion mit Säuren die Eigenschaften einer Base aufweisen.
Betrachten wir die chemischen Eigenschaften amphoterer Hydroxide:
1. Wechselwirkung mit Alkalien:
amphoteres Hydroxid + Alkali = Salz (+ Wasser).
2. Wechselwirkung mit Säuren:
amphoteres Hydroxid + Säure = Salz + Wasser.